А) Залежність характеру середовища розчинів від природи солей

У п'ять пробірок налийте по 1 мл дистильованої води і додайте лакмус. Внесіть у першу пробірку натрій карбонат, у другу – алюміній сульфат, у третю – натрій сульфат, у четверту – натрій ортофосфат. П'ята пробірка служить для порівняння отриманих кольорів. Які з випробуваних солей піддалися гідролізу? Складіть рівняння реакцій гідролізу.

Б) Вплив сили кислоти і основи, що утворюють сіль, на ступінь гідролізу.

В дві пробірки налийте по 0,5 мл розчинів Na₂SO₃ і Na₂СO₃ з молярною концентрацією еквівалентів 1 моль/л, додайте в кожну з них по 1 – 2 краплі фенолфталеїну. Порівняйте інтенсивність забарвлення індикатора в обох пробірках. Яка з солей гідролізується в більшій мірі? Відповідь мотивуйте, порівнявши силу кислот Н₂SO₃ і Н₂СO₃ ( табл.10).

В) Взаємне посилення гідролізу солі слабкої основи сіллю слабкої кислоти.

Налийте в пробірку 5 – 6 крапель розчину алюміній сульфату і додайте такий же об’єм розчину натрій карбонату. Порівняйте спостереження з дослідом 2а. Відзначте виділення бульбашок газу (якого?) і утворення осаду (якого?) та характер середовища. Напишіть молекулярне і йонно-молекулярне рівняння гідролізу солі.

Контрольні питання і задачі

1. Яка величина є кількісною характеристикою кислотності середовища?

2. Обчислити рН розчину з молярною концентрацією оцтової кислоти 0,01 моль/л, в якому ступінь її дисоціації дорівнює 0,042.

3. Які з перерахованих нижче солей піддаються гідролізу: ZnBr_2,K₂S, Fe₂(SO₄)₃, MgSO₄, Cr(NO₃)₃, K₂CO₃, Na₃PO₄, CuCl₂. Для кожної з солей, що гідролізується, напишіть в молекулярній та йонно-молекулярній формі рівняння гідролізу по кожному ступеню, вкажіть реакцію середовища розчину солі.

4. У який колір буде забарвлений лакмус у водних розчинах KCN, NH₄Cl, K₂SO₃, NaNO₃, FeCl₃, Na₂CO₃, Na₂SO₄? Відповідь поясніть.

5. Обчисліть рН розчинів, у яких концентрація йонів Н⁺ (моль/л) дорівнює:

а) 4,6 · 10^–7; б) 8,1 · 10^–3; в) 2,7· 10^–10 (а) 6,70, б) 2,09, в) 9,57).

6. Обчисліть молярну концентрацію йонів Н⁺ у водних розчинах, якщо концентрація гідроксид-йонів складає: а)10^–4; б)3,2 ·10^–6; в)7,4 ·10^–11. (а)10^–10 моль/л, б) 3,12·10^–9моль/л, в) 1,35·10^–4моль/л).

Лабораторна робота № 6

ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Теоретична частина.Окисно-відновні реакції характеризуються переходом електронів від одного компонента реакції до іншого. Окиснення – це віддача електронів атомами, йонами або молекулами, внаслідок чого ступінь окиснення елементів, що втратили електрони, зростає:

– 2ē ® 2 ; – 2ē ® ; – 3ē ® ; – ē ® ; 2 – 2ē ® Br₂⁰.

Відновлення – процес приєднання електронів атомами, йонами або молекулами, внаслідок чого ступінь окиснення елементів, що приєднали електрони, зменшується:

+ 2ē ® ; + 2ē ® ; +3ē ® ; +2ē ® 2 ; + 4ē ® 2 .

Речовини, що в окисно-відновних реакціях втрачають електрони, називаються відновниками, а речовини, що приєднують електрони, – окисниками. Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в молекулі, обчислений у припущенні, що молекула складається з йонів і в цілому електронейтральна (у ряді випадків ступінь окиснення не збігається з валентністю).

Вплив середовища на перебіг реакції:

Дослід №1. У 3 пробірки налийте по 1 краплі розчину калій перманганату КМnО₄. У першу пробірку додайте 2 – 3 краплі розчину сульфатної кислоти, у другу – дистильованої води, у третю – 4 краплі розчину натрій гідроксиду. В усі пробірки додайте розчин натрій сульфіту. Опишіть спостереження в ході реакцій. Складіть рівняння реакцій і зрівняйте методом електронного балансу.

1____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

2. ___________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3.___________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Дослід № 2. До 2 крапель розчину калій йодиду КI долити 2 краплі розчину сульфатної кислоти Н₂SО₄і 2 краплі розчину калій йодату КIО₃. Описати спостереження в ході реакції. Скласти рівняння реакції і зрівняти методом електронного балансу. Довести наявність вільного йоду за взаємодією з крохмалем.

_____________________________________________________________________________________

Дослід № 3. До 2 крапель біхромату калію К₂Сr₂О₇додати 2 краплі розведеної сульфатної кислоти і 2 краплі розчину калій нітриту КNO_2.Описати спостереження в ході реакції. Скласти рівняння реакції і зрівняти методом електронного балансу.

_____________________________________________________________________________________

Контрольні питання та вправи

1. Які реакції називаються окисно-відновними?

2. Вкажіть типи окисно-відновних реакцій.

3. Які речовини в окисно-відновних реакціях називаються відновниками, а які – окисниками?

4. Визначте ступінь окиснення Сr в наступних сполуках: К₂СrО₄, Сr₂О₃, Fе(СrО₂)₂, К₂Сr₂О₇, Сr₂(SО₄)₃

5. Укажіть, які з приведених процесів являють собою окиснення, а які – відновлення:

S → SO₄^2–; S → S ^2–; Sn → Sn ⁴⁺; К → К ⁺; Вr₂→ 2Вr^–; 2Н⁺→ Н₂; Н₂ → 2Н^–; СI ^–→ СIО₃^–; V²⁺ → VO^3–; IО₃^–→I_2; МnО₄ ^– → МnО₄ ^2–.

6. Які з приведених реакцій відносяться до реакцій міжмолекулярного окиснення-відновлення, до реакцій внутрімолекулярного окиснення-відновлення і до реакцій диспропорціонування?

а) 4 КМnО₄+ 4 КОН = 4 К₂МnО₄+ О₂+ 2 Н₂О; б) Н₂SО₄+ 2 Н₂S = 3 S + 3 Н₂О;

в) NН₄NО₂= N₂ + 3 Н₂О; д) 2 Н₂О₂= О₂ + 2 Н₂О; г) 4 Р + 3 КОН + 3 Н₂О = РН₃ + 3 КН₂РО_2;

е) 2 КМnО₄+ 3 МnSО₄ + 4 Н₂О = 5 МnО₂+ К₂SО₄+ 2Н₂SО₄.

7. Методом електронного балансу зрівняйте рівняння реакцій:

1) As + HNO₃ + H₂O ® H₃AsO₃ + NO

2) KI + KNO₂ + H₂SO₄ ® I₂ + NO + K₂SO₄ + H₂O

3) Sb + HNO₃ + HCl ® SbCl₃ + NO + H₂O

4) C + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® CO₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

5) H₂S + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

6) SnSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ ® Sn(SO₄)₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

7) PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® H₃PO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

8) HNO₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ ® HNO₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

9) MnO₂ + KClO₃ + KOH ® K₂MnO₄ + KCl + H₂O

10) Al + KClO₄ + H₂SO₄ ® Al₂ (SO₄)₃ + KCl + H₂O

11) CrCl₃ + Br₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KBr + KCl + H₂O

12) Cr(OH)₃ + Br₂ + NaOH ® Na₂CrO₄ + NaBr + H₂O

13) Cr(NO₃)₃ + Br₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KBr + KNO₃ + H₂O

14) Al + NaOH + H₂O ® NaAlO₂ + H₂

15) HgS + HNO₃ + HCl ® S + HgCl₂ + NO + H₂O

16) Fe + KNO₃ ® Fe₂O₃ + N₂ + K₂O

17) Na₂SO₃ + KMnO₄ + K₂SO₄ ® Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

18) Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH ® Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + H₂O

19) FeSO₄ + KMnO₄ + KOH ® Fe(OH)₃¯ + K₂MnO₄ + K₂SO₄

20) FeS₂ + HNO₃(конц.) ® Fe(NO₃)₃ + H₂SO₄ + NO₂

21) FeCl₂ + H₂SO₄ ® FeCl₃ + SO₂ + FeSO₄ + H₂O

22) KI + HNO₃ ® I₂ + KNO₃ + NO + H₂O

23) CuS + HNO₃ ® CuSO₄ + NO₂ + H₂O

24) SO₂ + KMnO₄ + H₂O ® H₂SO₄ + K₂SO₄ + MnSO₄

Лабораторна робота № 7

ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ

Теоретична частина.У гальванічних елементах окисно-відновні реакції протікають на поверхні електродів. Процеси окиснення і відновлення просторово розділені. Окиснення протікає на аноді, відновлення – на катоді. У гальванічному елементі анодом є електрод, потенціал якого менший, ніж потенціал катода. Анод має заряд “–“, катод – заряд “+”.

Величина електродного потенціалу для металічних електродів залежить від природи металу, концентрації його йонів у розчині електроліту та температури і обчислюється за рівнянням Нернста: де j⁰ – стандартний електродний потенціал; R – універсальна газова стала, R = 8,314 Дж/(К·моль); T – абсолютна температура, К; z – заряд йону металу; F – стала Фарадея, F = 96500 Кл/моль; C_Ме^z+- концентрація йонів металу в розчині, моль/л.

При Т = 298 К рівняння Нернста має вигляд: j = j⁰+

Гальванічний елемент – пристрій, в якому хімічна енергія окисно-відновної реакції перетворюється на електричну. Гальванічний елемент складається із двох електродів – анода і катода, занурених у розчин або розплав електроліту, електролітичного ключа (сольовий місток) і зовнішньої схеми (металічні провідники та вимірювач напруги чи сили струму).

Електрорушійна сила (ЕРС) процесу для гальванічного елементу визначається як різниця між потенціалами катода Е_к і анода Е_а: ЕРС = j_к– j_а.

Прикладом гальванічного елемента є мідно-цинковий елемент Данієля-Якобі, що складається з цинкової та мідної пластинок, занурених в розчини цинк і купрум (ІІ) сульфатів з молярними концентраціями 1 моль/л (рис. 1).

Цинковий електрод є анодом, на якому проходить окиснення цинку: Zn^o = Zn²⁺ + 2ē. Мідний електрод – катод, на якому проходить відновлення йонів міді з розчину: Cu²⁺ + 2ē = Cu^o

Сумарне рівняння процесу в йонному вигляді: Zn^o + Cu²⁺ = Cu^o + Zn²⁺,

або в молекулярній формі: Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Схематичний запис гальванічного елемента: (–) Zn| ZnSO₄|| CuSO₄| Cu (+).

За стандартних умов ЕРС гальванічного елемента:

Рис. 2. Схема гальванічного елемента Даніеля – Якобі